Kiseline i baze

Kiseline

Kiseline su tvari koje je moguće dobiti sintezom iz elementarnih tvari:

H₂ + Cl₂ ⟶ 2HCl,

ili reakcijom oksida nemetala s vodom:

SO₃(g) + H₂O(l) ⟶ H₂SO₄(aq).

Osim oksida nemetala i oksidi prijelaznim metala u najvišem oksidacijskom broju imaju kisela svojstva.

Kiseline u vodi ioniziraju (razlažu se na ione) na oksonijev ion, H₃O⁺, i kiselinski ostatak. Ovisno o broju vodikovih atoma (protona) koje molekula kiseline sadrži, razlikujemo monoprotonske, dvoprotonske i triprotonske kiseline. Koliko pojedina kiselina ima H⁺ iona koje otpušta, u toliko stupnjeva ionizira.

HCl je monoprotonska kiselina i ionizira u jednom stupnju:

HCl(aq) + H₂O(l) ⟶ H₃O⁺(aq) + Cl^-(aq).

Dobro je za primijetiti da je u pisanju jednadžbe ionizacije klorovodične kiseline korištena reakcijska strelica koja govori da se radi o reakciji koja ima jedan smijer. To je tako zato što je HCl jaka kiselina. Općenito, jake kiseline disociraju u potpunosti te je ta reakcija nepovratna.

H₂SO₄ je dvoprotonska kiselina i ionizira u dva stupnja. Pomoću strukturne formule moguće je primijetiti da se oba vodikova atoma sumporne kiseline nalaze na kisikovim atomima te će oba biti odgovorna za kiselost sumporne kiseline.

U prvom koraku izonizacije dolazi do otpuštanja jednog vodikovog kationa pri čemu nastaje oksonijev kation i hidrogensulfatni anion:

H₂SO₄(aq) + H₂O(l) ⟶H₃O⁺ (aq) + HSO₄^-(aq).

Dobro je za primijetiti da je prvi korak ove ionizacije ujedno i korak koji nam pokazuje da je sumporna kiselina jaka kiselina s obzirom na taj korak otpuštanja prvog vodikovog kationa.

S druge strane, drugi korak ionizacije sumporne kiseline nije ireverzibilan tj. to je povratna reakcija i samim time taj korak ionizacije ne pokazuje da je hidrogensulfatni anion jaka kiselina:

HSO₄^-(aq) + H₂O(l) ⇌ H⁺(aq) + SO₄^2-(aq)

Ukratko, jake kiseline potpuno ili gotovo potpuno ioniziraju u vodenoj otopini i takve reakcije pišemo sa strelicom u jednom smjeru (⟶). Slabe kiseline vrlo malo ili gotovo uopće ne ioniziraju (samo mali dio ionizira) i za takve reakcije pišemo povratne strelice (⇌).

Kako se kod ionizacije slabih kiselina radi o ravnotežnoj reakciji, za nju se može pisati konstanta ravnoteže.

Kako se ovdje radi o slaboj kiselini, to znači da je koncentracija iona jako mala, a množinski udio vode jako velik, množinski udio vode je biti će jednak 1 pa izraz glasi:

$ K_a=\frac{\left[\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}\right]\left[\mathrm{A}^{-}\right]}{[\mathrm{HA}]} $

Ukoliko imamo veliku koncentraciju iona, to znači da je ionizacija gotovo potpuna i samim time kiselina je jača. Također, što je veća koncentracija iona i što je jača kiselina, to će K_a biti veća.

Kao pokazatelj kiselosti koristi se i pH vrijednost:

$ \mathrm{pH}=-\log \frac{\left[\mathrm{H}^{+}\right]}{\mathrm{mol } \mathrm{dm}^{-3}} $

Ukoliko je kiselina jača što je veća vrijednost [H⁺], to će kiselina biti jača što je njena pH vrijednost manja.

Uz pH koristi se i pK_a vrijednost:

$ \mathrm{p} K_a=-\log \frac{K_a}{\text { mjerna jedinica }} $

Što je jača kiselina, to je veća K_a, a što je veća K_a, to je pK_a vrijednost manja.

Kao pokazatelj jačine kiseline, koristi se i stupanj disocijacije α:

$ \alpha=\frac{\left[\mathrm{A}^{-}\right]}{c_0(\mathrm{HA})} $

Što je kiselina jača, to je i koncentracija iona veća. Što je koncentracija iona veća to će i stupanj disocijacije biti veći.

Ukoliko je kiselina iznimno slaba, tada je moguće pomoću određenih aproksimacija izračunati koncentraciju ravnotežnu oksonijevih iona u takvoj otopini. Te aproksimacije podrazumijevaju da su koncentracije oksinijevih iona i kiselinskog ostatka jednake te da je ravnotežna koncentracija kiseline jednaka početnoj koncentraciji kiseline.

Tako se dobije da je [H₃O⁺] iznimno slabih kiselina:

$ \left[\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}\right]=\sqrt{K_{\mathrm{a}} \cdot\left[\mathrm{HA}\right]} $

Na sljedećoj slici prikazane su odabrane kiseline poredane prema njihovoj jakosti.

Bitno je zapamtiti sljedeće kiseline, njihove molekulske formule, kao i nazive te formule kiselinskih aniona.

ime kiseline

molekulska formula kiseline

nazivi i formule kiselinskih aniona

bromovodična

HBr

bromid - Br^-

hipobromasta

HBrO

hipobromit - BrO^-

bromna

HBrO₃

bromat - BrO₃^-

perbromna

HBrO₄

perbromat - BrO₄^-

cijanovodična

HCN

cijanid - CN_-

dušikasta

HNO₂

nitrit - NO₂^-

dušična

HNO₃

nitrid - NO₃^-

fluorovodična

fluorid - F-

fosforna

H₃PO₄

dihidrogenfosfat - H₂PO₄^-

hidrogenfosfat - HPO₄^2-

fosfat - PO₄^3-

jodovodična

jodid - I^-

hipojodasta

HIO

hipojodit - IO^-

jodna

HIO₃

jodat - IO₃^-

perjodna

HIO₄

perjodat - IO₄^-

klorovodična

HCl

klorid - Cl^-

hipoklorasta

HClO

hipoklorit - ClO^-

klorasta

HClO₂

klorit - ClO₂^-

klorna

HClO₃

klorat - ClO₃^-

perklorna

HClO₄

perklorat - ClO₄^-

sumporovodična

H₂S

hidrogensulfid - HS^-

sulfid - S^2-

sumporasta

H₂SO₃

hidrogensulfit - HSO₃^-

sulfit - SO₃^2-

sumporna

H₂SO₄

hidrogensulfat - HSO₄^-

sulfat - SO₄^2-

ugljična

H₂CO₃

hidrogenkarbonat - HCO₃^-

karbonat - CO₃^2-

Baze i lužine

Lužine su vodene otopine hidroksida (baza).

Mogu se dobiti na dva načina.
Prvi je reakcijom metala i vode pri čemu nastaju lužina i vodik.

Na(s) + H₂O(l) ⟶ NaOH(aq) + H₂(g)

Drugi je reakcijom oksida metala i vode pri čemu nastaje lužina.

MgO(g) + H₂O(l) ⟶ Mg(OH)₂(aq)

Primjer lužine, koja u svom sastavu ne sadrži kation metala, jest amonijeva lužina koja nastaje reakcijom amonijaka i vode:

NH₃(g) + H₂O(l) ⟶ NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)

Osim oksida metala, bazična svojstva imaju karbonati metala i oksidi prijelaznih metala u najnižem oksidacijskom stanju.

Lužine u vodenoj otopini ioniziraju na hidroksidne ione OH^- i kation metala. Ovisno o broju hidroksidnih iona na koje disociraju, baze se dijele na monohidroksidne (nastaje jedan hidroksidni anion) i dihidroksidne (nastaju dva hidroksidna aniona).

Kao i kod kiselina, jake baze u vodi potpuno ioniziraju, dok slabe baze ioniziraju vrlo malo ili gotovo ne ioniziraju. Kako se kod ionizacije slabih baza radi o ravnotežnoj reakciji, za nju se može pisati konstanta ravnoteže.

Zbog velike razrijeđenosti lužine, za množinski udio vode pišemo da je jednak 1 pa izraz glasi:

$ K_b=\frac{\left[\mathrm{BH}^{+}\right]\left[\mathrm{OH}^{-}\right]}{[\mathrm{B}]} $

Navedena konstanta nam govori o jakosti baze. Što je konstanta veća, baza je jača jer u tom slučaju imamo veću koncentraciju iona, dakle veću ionizaciju.

Kao pokazatelj bazičnsti koristi se i pOH vrijednost:

$ \mathrm{pOH}=-\log \frac{\left[\mathrm{OH}^{-}\right]}{\mathrm{mol } \mathrm{dm}^{-3}} $

Ukoliko je baza jača što je veća vrijednost [OH^-], to će baza biti jača što je njena pOH vrijednost manja. Ukoliko je pOH vrijednost manja za jaču bazu, tada će pH vrijdnost biti za jaču bazu veća.

Uz pOH i pH koristi se i pK_b vrijednost:

$ \mathrm{p} K_b=-\log \frac{K_b}{\text { mjerna jedinica }} $

Što je jača lužina, to je veća K_b, a što je veća K_b, to je pK_a vrijednost manja.

Kao pokazatelj jačine baze, koristi se i stupanj disocijacije α:

$ \alpha=\frac{\left[\mathrm{BH}^{+}\right]}{c_0(\mathrm{B})} $

Što je baza jača, to je i koncentracija iona veća. Što je koncentracija iona veća to će i stupanj disocijacije biti veći.

Na sljedećoj slici prikazane su odabrane baze poredane prema njihovoj jakosti.

Autoionizacija vode

Voda se nikada ne nalazi u potpunosti u obliku molekule. Naime, molekule vode su u ravnoteži s oksinijevim i hidroksidnim ionima. Koristeći tu ravnotežnu reakciju, moguće je napisati izraz za konstantu ravnoteže ionizacije vode koju nazivamo ionski produkt vode:

$ K_w={\left[\mathrm{H}_3 \mathrm{O}^{+}\right]\left[\mathrm{OH}^{-}\right]} $

Pomoću tog izraza lako možemo izračunati koliko iznosi ta konstanta pri 25 °C, ako znamo da su ravnotežne koncentracije iona jednake te iznose pri 25 °C 10^-7 mol dm^-3.

Isti izraz može poslužiti za izvod jednadžbe kojom bismo mogli povezati pK_w vrijednost s pH i pOH.

$ \mathrm{p} K_{\mathrm{w}}=\mathrm{pH}+\mathrm{pOH} $

Pomoću tog izraza, lako možemop izračunati vrijednost pH i pOH čiste vode pri 25 °C.

pH skala

pH vrijednosti moguće je poredati od vrijednosti 0 do 14, pri čemu se dobije pH skala. Ona vizualno pokazuje je li određena pH vrijednost u kiselom, bazičnom ili neutralnom produčju. Prema pH skali, pH vrijednost od 0 do 7 smatra se kiselim, ako je pH 7 tada je to neutralno područje, a ako je pH između 7 i 14, tada je riječ o lužnatom ili bazičnom području.

Indikatori

Indikatori su tvari čija se svojstva mijenjaju zbog neke fizikalne ili kemijske promjene. Koriste se kao pokazatelji tih promjena, ali i za praćenje raznih vrsta kemijskih reakcija (kiselinsko-bazne reakcije, redoks-reakcije, reakcije taloženja i sl.)

Kiselinsko-bazni indikatori mogu biti prirodni ili sintetički spojevi. Oni mijenjaju boju otopine pri određenoj koncentraciji H₃O⁺ ili OH^–. Najčešće su to slabe organske baze ili kiseline čiji je molekulski oblik (HIn) drukčije boje u otopini od disociranog oblika (In^–).
Lakmus papir može biti crveni, plavi i univerzalni. Crveni lakmus papir u prisutstvu baze mijenja boju u plavu, plavi lakmus u prisutstvu kiseline mijenja boju u crvenu, a univerzalni lakmus papir mijenja boju u odnosu na pH određene otopine. Nova boja uspoređuje se s pH skalom kojom se potom određuje pH otopine.
Metiloranž je tekućina koja u kiselom mediju ima crvenu boju, a u lužnatome žutu. Fenolftalein je tekućina koja je u kiselom mediju bezbojna, dok je u lužnatome purpurno ljubičaste boje.

Uz kiselo-baze indikazore, za određivanje pH vrijednosti koriste se i pH-metri, uređaji koji digitalno očitavaju pH vrijednost pomoću pH-elektrode.

Neutralizacija

Neutralizacija je reakcija kiseline i baze pri čemu nastaje sol i voda. To je ključna reakcija na kojoj se temelje kiselo-bazne titracije - metode određivanja nepoznate koncentracije kiseline ili lužine određivanjem točnog volumena lužine ili kiseline poznate koncentracije potrebne za neutralizaciju uz upotrebu pogodnog indikatora.

Aparatura za titraciju sastoji se od Erlenmeyerove tikvice i birete. U Erlenmeyerovoj tikvici nalazi se točno poznat volumen kiseline ili baze, čija je koncentracija nepoznata, i indikator koji mijenja boju prilikom dokapavanja baze ili kiseline iz birete. U bireti se znači nalazi ili baza ili kiselina, suprotno od onoga što je u tikvici. Otopina u bireti ima točno poznatu koncentraciju te je njen volumen podešen na 0 mL.
Ispuštanjem otopine iz birete, volumen ispuštene tekućine se povećava, a na početnu nije moguće primijetiti promjenu boje indikatora. Promjena se počinje dešavati oko točke ekvivalencije gdje je koncentracija oksonijevih i hidroksidnih iona jednaka. Ukoliko se ulije više otopine iz birete, no što je potrebno, prelazi se u pH područje koje odgovara području otopine iz birete te je to znak da je titracija već prije završila.
Nakon dodatka prve kapi koja promijeni boju otopine, zabilježi se utrošeni volumen otopine iz birete.
Stehiometrijski je moguće izračunati koncentraciju nepoznate kiseline ili baze.

Krivulja titracije jake monoprotonske kiseline jakom lužinom

Ovakav tip krivulje moguće je dobiti titracijom klorovodične kiseline natrijevom lužinom, gdje je poznata koncentracija natrijeve lužine.
Kod titracije jake monoprotonske kiseline jakom lužinom, točka ekvivalencije nalazi se pri pH = 7.

Krivulja titracije jake lužine jakom monoprotonskom kiselinom

Ovakav tip krivulje moguće je dobiti titracijom natrijeve lužine klorovodičnom kiselinom, gdje je poznata koncentracija klorovodične kiseline.
Kod titracije jake lužine jakom monoprotonskom kiselinom, točka ekvivalencije nalazi se pri pH = 7.

Krivulja titracije jake poliprotonske kiseline jakom lužinom

Ovakav tip krivulje moguće je dobiti titracijom sumporne kiseline natrijevom lužinom, gdje je poznata koncentracija natrijeve lužine.
Kod titracije jake poliprotonske kiseline jakom lužinom, postoje dvije točke evkivalencije pri različitim pH vrijednostima.

Krivulja titracije slabe monoprotonske kiseline jakom lužinom

Ovakav tip krivulje moguće je dobiti titracijom octene kiseline natrijevom lužinom, gdje je poznata koncentracija natrijeve lužine.
Kod titracije slabe monoprotonske kiseline jakom lužinom, točka ekvivalencije nalazi se pri pH > 7.